STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

STRUKTUR ATOM DAN SISTEM PERIODIK UNSUR

  

A.      STRUKTUR ATOM

1.        Partikel Penyusun Atom

            Atom-atom terdiri atas beberapa partikel sub-atom. Tiga diantaranya adalah elektron, proton, dan neutron yang merupakan partikel dasar penyusun atom dan menentukan sifat dari suatu atom. Sebenarnya masih ada beberapa partikel lainnya, tetapi tidak banyak menentukan sifat dari atom tersebut.

Elektron

Pada tahun 1855, J. Pulcker menemukan elektron diawali dengan pembuatan tabung sinar katoda. Apa yang dilakukan oleh J. Pucker kemudian dipelajari oleh W. Crookes   (1875) dan J.J Thomson (1879).

Proton

Goldstein (1886) menemukan sinar positif (proton) dalam tabung sinar katoda di balik katoda berongga. Menururt Goldstein partikel positif itu terbentuk karena tabrakan antara partikel gas dalam tabung dengan elektron berenergi tinggi yang bergerak dari katoda ke anoda.

Neutron

Pada tahun 1932, Chadwick menemukan partikel dasar yang tidak bermuatan dan disebut neutron. Dengan penemuan ini, maka terdapat tiga partikel dari atom yaitu elektron, proton dan neutron.

2.        Nomor Atom dan Nomor Massa

Suatu atom memiliki sifat dan massa yang khas satu sama lain. Dengan penemuan partikel penyusun atom dikenal istilah nomor atom (Z) dan nomor massa (A).

a.        Nomor Atom (Z)

Jumlah proton dalam suatu atom disebut nomor atom yang diberikan lambang Z. Nomor atom ini merupakan ciri khas suatu unsur, karena atom bersifat netral maka jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya. Sehingga nomor atom juga menunjukan jumlah elektron. Elektron inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomor atom ditulis agak ke bawah sebelum lambang unsur.

Atom oksigen mempunyai 8 proton dan 8 elektron sehingga nomor atomnya 8.

b.        Nomor Massa (A)

Seperti diuraikan sebelumnya massa elektron sangat kecil, dianggap nol. Sehingga massa atom ditentukan oleh inti atom yaitu proton dan neutron. Nomor massa ditulis agak ke atas sebelum lambang unsur. Atom oksigen mempunyai nomor atom 8 dan nomor massa 16, sehingga atom oksigen mengandung 8 proton dan 8 neutron.

Nomor Massa (A) = Jumlah proton + Jumlah neutron

atau

Jumlah neutron = Nomor massa – Nomor atom

Penulisan lambang atom unsur menyertakan nomor atom dan nomor massa.

dimana:

                A                                 A = nomor massa

                  X                              Z  = nomor atom

                Z                                 X = lambang unsur

Contoh Soal 2.1

Hitunglah jumlah proton, elektron dan neutron dari unsur

 Jumlah proton = 19

Jumlah elektron = 19

Jumlah neutron = 39 – 19 = 20

c.         Isotop, Isoton dan Isobar

Setelah penulisan lambang atom unsur dan penemuan partikel penyusun atom, ternyata ditemukan adanya unsur-unsur yang memiliki jumlah proton yang sama tetapi memiliki massa atom yang sama dan ada pula unsur-unsur yang memiliki jumlah neutron sama atau massa atom yang sama tetapi nomor atom berbeda.

Untuk itu dikenalkanlah istilah isotop, isoton dan isobar.

1)        Isotop

Atom yang mempunyai nomor atom yang sama tetapi memiliki nomor massa yang berbeda disebut dengan isotop.

Contoh Soal 2.2

                             

p = 7    p = 7                p = 7

e = 7    e = 7                e = 7

n = 6    n = 7                n = 8

Setiap isotop satu unsur memiliki sifat kimia yang sama karena jumlah elektronnya sama.

Isotop-isotop unsur ini dapat digunakan untuk menentukan massa atom relatif (Ar), atom tersebut berdasarkan kelimpahan isotop dan massa atom semua isotop.

Contoh Soal 2.3

Oksigen di alam terdiri dari 3 isotop dengan kelimpahan sebagai berikut

 

 (99,76%)    (0,04%)          (0,20%)

Hitunglah massa atom rata-rata (Ar) dari unsur oksigen ini?

Jawab:

Ar = 

Ar = 15,999

Ar ≈ 16

2)        Isoton

Seperti yang sudah kita pelajari sebelumnya, bahwa neutron adalah selisih antara nomor massa dengan nomor atom; maka isoton tidak dapat terjadi untuk unsur yang sama.

3)        Isobar

Isobar adalah unsur-unsur yang memiliki nomor massa yang sama. Adanya isotop yang membuat adanya isobar.

3.        Spektrum Atom Hidrogen

            Atom dalam keadaan tereksitasi memancarkan cahaya dengan panjang gelombang tertentu dan menghasilkan spektrum tertentu. Garis spektrum menunjukkan sifat khas atom tersebut. Selain spektrum garis ada pula spektrum yang  berupa pita yang merupakan sifat khas molekul.

            Balmer (1895) menunjukkan bahwa garis-garis spektrum hidrogen terdapat di daerah sinar tampak dengan panjang gelombang =  6562,8; 4861,3; 4340,3; 4101,7 A

Panjang gelombang spektrum garis dapat  dihitung dari rumus:

                     

Keterangan:

R_H          = tetapan Rydberg ( 109677,76 cm^-1)

l          = panjang  gelombang

n₁, n₂    = kulit atom

Tabel 2.1  Spektrum Hidrogen

Deret	n1	n2	Daerah
Lyman (1906 )	1	2, 3, 4	Ultra violet
Bahmer (1885 )	2	3, 4, 5	Tampak
Paschen(1908)	3	4, 5, 6	Infra merah
Bracket (1922 )	4	5, 6, 7	Infra merah
Pfund (1925 )	5	6, 7, 8	Infra merah
Humpreys(1926)	6	7, 8, 9	Infra merah

4.        Model  Atom Rutherford dan Bohr

Model Atom Rutherford

Berdasarkan percobaan yang dilakukan bahwa atom terdiri atas inti yang bermuatan positif dikelilingi oleh sejumlah elektron yang jumlahnya sama dengan muatan inti. Menurut Rutherford pada umumnya massa inti terkosentrasi di dalam inti. Oleh karena massa elektron sama dengan jumlah muatan inti, maka atom sebagai sistem muatan listriknya menjadi netral.

Model Atom Bohr

Molekul atom ini bertitik tolak dari model atom Rutherford dan teori kuantum Planck didasarkan atas anggapan sebagai berikut :

1.        Elektron bergerak mengelilingi inti atom dalam lintasan atau orbit yang berbentuk lingkaran.

2.        Lintasan yang diperlukan adalah lintasan dimana momentum sudut elektron merupakan kelipatan dari h/2π dengan h adalah tetapan Planck. Lintasan ini disebut “Lintasan Kuantum“.

3.        Karena momentum sudut elektron (massa = m) yang bergerak dengan kecepatan v dalam lintasan dengan jari-jari r adalah mvr, maka  

4.        Bila elektron bergerak dalam salah satu lintasan kuantumnya, maka eletron tidak akan memancarkan energi. Elektron dalam lintasan ini berada dalam keadaan stasioner atau dalam tingkat energi tertentu.

5.        Bila elektron pindah dari tingkat energi E₁ ke tingkat energi E₂ yang lebih rendah, maka akan terjadi  radiasi sebanyak:  E₁  -  E₂    =  hv

Dengan teori atom Bohr dapat dihitung selisih (energi transisi) jika elektron, dalam atom hidrogen berpindah dari satu orbital ke orbital lain, misalnya dari orbit n₁ ke orbit n₂.

DE_H    =    E₂  -  E₁

Menurut persamaan,

Meskipun demikian, terdapat kelemahan teori Atom Bohr yakni: Model Bohr didasarkan Pergerakan Planet Kepler (Radiasi Kontinu), kenyataannya : atom hanya menghasilkan spektrum garis, dan tidak dapat menjelaskan spektrum atom yg lebih kompleks dari atom H.

5.        Teori Gelombang Elektron

Pada tahun 1924 Louis de Broglie mengemukakan hipotesis bahwa semua materi memiliki sifat gelombang dengan panjang gelombang

Untuk elektron yang menjalani orbit Bohr yang berupa lingkaran berlaku:

sehingga:

Dengan demikian hipotesis de Bruglie dapat menjelaskan postulat Bohr, bahwa momentum sudut elektron merupakan kelipatan dari

6.        Prinsip Ketidakpastian Heisenberg

            Pada tahun 1925 Warner Heisenberg mengemukakan prinsip ketidakpastian yang menyatakan bahwa tidak mungkin untuk dapat mengetahui pada waktu yang bersamaan baik momentum maupun kedudukan suatu partikel, seperti elektron dengan tepat.

Prinsip Heisenberg dapat dinyatakan dengan

Keterangan :

Dpx  = ketidakpastian momentum ( pada arah x )

Dx    = ketidakpastian kedudukan ( pada arah  x )

h      =  tetapan Planck

  

7.        Bilangan Kuantum dan Orbital

Untuk menentukan kedudukan suatu elektron dalam atom, maka digunakan bilangan kuantum, ada empat bilangan kuantum.

a.         Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama, n, yang menentukan tingkat energi dan mempunyai harga positif dan bulat yaitu 1,2,3,4,…

b.        Bilangan Kuantum Orbital

Bilangan kuantum orbital (azimuth) dengan lambang L, menentukan besarnya momentum sudut yang terkuantisasi. Bilangan kuantum L mempunyai harga  L = 0,1,2,3,…, (n-1)

c.         Bilangan Kuantum Magnetik (m_L)

Bilangan kuantum magnetik, m_L, menentukan orientasi orbital dalam ruang untuk tiap harga L. Harga dari m_L antara –1  dan +1.

d.        Bilangan Kuantum Spin (m_S)

 Spin elektron terkuantisasi oleh bilangan kuantum spin, m_S, dengan harga + ½ dan – ½.

8.        Konfigurasi Elektron

            Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital suatu atom berdasarkan:

a.         Prinsip Aufbau

Pengisian ektron dimulai dari orbital dengan tingkat energi terendah.

Aturan (n+1)

Urutan tingkat energi dalam pengisian elektron adalah sebagai berikut:

            1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

	1s	2s	2p	3p	4s	3d	4p	5s	4d	5p	6s
n	1	2	2	3	4	3	4	5	4	5	6
L	0	0	1	1	0	2	1	0	2	1	0
n+L	1	2	3	4	4	5	5	5	6	6	6

Untuk (n + L) yang sama, yang mempunyai energi terbesar ialah orbital dengan bilangan kuantum utama terbesar, misalnya: 3s < 2p, 4s < 3p, 4p > 3d > 4s, 6s > 5p > 4d

b.        Asas Larangan Pauli

Eksklusi Pauli (Pauli, 1925), menyatakan bahwa dalam suatu sistem baik atom maupun molekul tidak terdapat dua elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama.

c.         Aturan Hund

Pengisian elektron ke dalam orbital-orbital yang tingkat energinya sama (misalnya ketiga orbital p atau kelima orbital d) sebanyak mungkin elektron berada dalam keadaan berpasangan. Jika dua elektron terdapat dalam dua orbital yang berbeda, maka energi terendah dicapai jika spinnya sejajar.

d.        Orbital Penuh dan Setengah Penuh

Hasil eksperimen menunjukan bahwa orbital yang terisi penuh dan orbital terisi setengah penuh merupakan struktur yang relatif lebih stabil.

B.       Sistem Periodik Unsur

1.        Daftar Dobeseiner dan Newlands

a.      Triade Dobeseiner

Pada tahun 1817 Johann W. Dobeseiner menemukan beberapa kelompok tiga unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relatif, seperti:

Litium             Kalsium           Klor

Natrium           Stronsium        Brom

Kalium                        Barium                        Yod

Kelompok tiga unsur ini disebut triade. Dapat dilihat bahwa Mr brom = 80; kira-kira sama dengan setengah dari jumlah massa atom relatif klor (35) dan yod  (127) .

Massa atom relatif Br = ½ (35 + 127) = 81

b.      Hukum Oktaf New Land

Pada tahun 1865, John New menemukan hubungan antara sifat unsur dan massa atom relatif. New Lands menyusun unsur dalam kelompok tujuh unsur dan setiap unsur ke-delapan mempunyai sifat mirip dengan unsur pertama dari kelompok sebelumnya.

Li         Be        B        C         N         O         F

Na       Mg       Al        Si         P          S          Cl

K         Ca        Cr        Ti         Mn      

2.        Daftar Mendeleyev

Pada tahun 1869 Mendeleyev berhasil menyusun suatu daftar terdiri atas 65 unsur yang telah ada pada waktu itu. Selain dari sifat fisika, Mendeleyev juga menggunakan sifat-sifat kimia untuk menyusun daftar unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif.

a.         Keuntungan daftar Mendeleyev dalam memahami sifat unsur, adalah:

1)        Sifat fisika dan kimia unsur berubah secara teratur dalam satu golongan

2)        Valensi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur-unsur dalam golongan sama dengan nomor golongan unsur.

3)        Perubahan sifat yang mendadak dari unsur halogen yang sangat elektronegatif ke unsur alkali yang sangat elektropositip menunjukan adanya sekelompok. Unsur yang tidak bersifat elektronegatif maupun elektropositip.

4)        Sifat Li mirip dengan sifat Mg

Sifat Be mirip dengan sifat Al 

Sifat B mirip dengan sifat Si

5)        Mendeleyev  meramal sifat unsur yang belum ditemukan, yang  akan mengisi tempat yang kosong dalam daftar

6)        Daftar ini tidak mengalami perubahan setelah ditemukan unsur-unsur gas mulia He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn diantara tahun 1890-1900

b.        Keterbatasan Daftar Mendeleyev

1)      Panjang periode tidak sama

2)      Beberapa urutan unsur adalah terbalik. Jika ditinjau dari urutan bertambahnya massa atom relatif (berat atom)

            Ar (39,9) ditempatkan sebelum K (39,1)

            Co (58,9) ditempatkan sebelum Ni (58,1)

            Te (127,6) ditempatkan sebelum I (126,9)

3)      Triade besi (Fe, Co, Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, Pd) dan triade platina (Os, Ir, Pt) dimasukan ke dalam golongan 8, 9, 10. Diantara unsur-unsur golongan ini hanya Ru dan Os yang mempunyai valensi 8.

3.        Sistem Periodik Modern

Daftar unsur disusun berdasarkan konfigurasi dari atom unsur-unsur. Unsur-unsur dengan konfigurasi elektron yang mirip mempunyai sifat kimia yang mirip. Jadi sifat unsur ada hubungannya dengan konfigurasi. Hubungan ini dapat disimpulkan sebagai berikut:

a.         Elektron-elektron tersusun dalam orbital

b.        Hanya dua elektron saja yang dapat mengisi setiap orbital

c.         Orbital-orbital dikelompokan dalam kulit

d.        Hanya n² orbital yang dapat mengisi kulit n

e.         Ada berbagai macam orbital dengan bentuk yang berbeda:

1)      Orbital s; satu orbital setiap kulit

2)      Orbital p; tiga orbital setiap kulit

3)      Orbital d; lima orbital setiap kulit

4)      Orbital f; tujuh orbital setiap kulit

f.         Elektron di bagian kulit terluar dari atom yang paling menentukan sifat kimia disebut elektron valensi

g.        Unsur dalam suatu jalur vertikal mempunyai elektron terluar yang sama dan memiliki sifat kimia yang sama disebut golongan

h.        Pada umumnya dalam satu golongan sifat unsur berubah secara teratur

i.          Perubahan teratur  sifat kimia dalam satu jalur horisontal dalam sistem periodik disebut periode

Dalam tabel periodik unsur-unsur yang terletak dalam satu periode mempunyai jumlah kulit yang sama. Sedangkan unsur-unsur yang terdapat dalam satu golongan memiliki konfigurasi elektron pada kulit terluar sama, menempati orbital yang sama.

4.        Sifat-Sifat Keperiodikan Unsur-Unsur

            Dalam bagian ini akan dibahas tentang beberapa sifat yang ada hubungannya dengan letak unsur pada sistem periodik. Sifat-sifat itu meliputi jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron, elektronegatifitas, titik didih dan titik leleh.

  a.        Jari-jari Atom

Jari – jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar suatu atom.

1)        Dalam satu periode, jari-jari makin kecil. Hal ini sesuai dengan bertambahnya muatan inti, sehingga tarikan terhadap elektron makin kuat.

2)        Dalam satu golongan, jari-jari atom makin bertambah besar. Hal ini disebabkan makin ke bawah letak suatu unsur dalam sistem periodik makin bertambah kulit yang dimiliki atom unsur tersebut.

Faktor-faktor yang mempengaruhi jari-jari atom adalah:

•           Keragaman ukuran atom dalam satu golongan pada tabel berkala. Semakin banyak kulit elektron dalam suatu atom (makin bawah letak suatu unsur dalam satu golongan pada tabel berkala) makin besar ukuran atom itu

•           Keragaman ukuran atom dalam satu periode pada tabel berkala. Jari-jari atom menurun dari kiri ke kanan dalam satu periode.

•           Keragaman ukuran atom dalam deret transisi. Terdapat penurunan tajam dalam ukuran dua atau tiga atom pertama tetapi sesudah itu ukuran atom hanya berubah sedikit dalam deret transisi

 b.        Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron pada kulit terluar.

1.        Dalam satu periode, makin ke kanan makin besar energi ionosasinya sebab elektronnya makin sukar 

2.        Dalam satu golongan, makin ke bawah makin kecil energi ionisasinya sebab jari-jari atom makin besar dan elektronnya makin mudah lepas.

c.         Elektronegativitas

Elektronegatifitas adalah kecenderungan atom untuk menarik elektron. Dalam satu periode sifat keelektronegatifitas suatu unsur makin besar, sedangkan dalam satu golongan makin ke bawah makin kecil.

d.        Afinitas elektron

Afinitas elektron adalah perubahan entalpi (DH) yang terjadi apabila atom menerima sebuah elektron. Dari kiri kekanan afinitas elektron bertambah besar dan dari atas ke bawah afinitas elektron bertambah kecil.

e.          Titik Didih dan Titik Leleh

Sifat ini merupakan sifat fisik dari unsur–unsur. Mendidih merupakan proses perubahan dari wujud cair ke wujud gas dan meleleh adalah perubahan wujud padat ke wujud cair. Untuk logam, dalam satu golongan makin ke atas sifat titik didih dan titik leleh makin besar dan dalam satu periode makin ke kanan makin besar.

Untuk atom non logam , dalam satu golongan sifat titik didih dan titik lelehnya makin ke bawah makin besar dan dalam satu periode makin ke kanan makin besar.